Los ácidos, las bases y las sales pertenecen a
un grupo de sustancias llamadas electrolitos,
que se caracterizan porque al disolverse en agua
se disocian en iones lo que permite que sean
conductores de la electricidad.
En 1884, Svante Arrhenius un químico sueco, fue
el primero que propuso, dentro de una teoría que
lleva su nombre, que los ácidos eran sustancias
que al ionizarse producían iones de hidrógeno (H+).
Así, el HCl al ionizarse da lugar a los iones de
hidrógeno y a los iones de cloruro.
Por otra parte según la misma teoría, las bases
son sustancias que en solución acuosa producen
iones hidróxido (OH-)
La
reacción entre un ácido y una base, es una
neutralización.
Esta reacción se simplifica indicando sólo la
reacción iónica, donde se combinan los iones H+
del ácido con los OH- de la base para
formar moléculas de agua.
Electrolitos fuertes: son aquellos
electrolitos que cuando se disuelven en el agua,
se ionizan totalmente: ejemplo de estos
electrolitos fuertes son HCl, H2SO4,
HNO3, NaOH, KOH
Electrolitos débiles:
son los que se ionizan en baja proporción en
solución diluida.
Teoría Protónica de Bronsted – Lowry: la
teoría de Arrhenius presentaba algunas fallas,
debido al hecho de no considerar el papel del
solvente en la ionización. De allí que unos años
más tarde en 1923 surgiera la teoría protónica
de J. N. Bronsted y T. M. Lowry, quienes
propusieron como fundamento de su teoría las
siguientes definiciones:
Ácido es una sustancia
capaz de ceder un protón.
Base es una sustancia
capaz de aceptar un protón.
Así la ionización del HCl gaseoso en agua tiene
ahora otra interpretación: el HCl transfiere un
protón al agua dando origen al ion hidronio (H3O+)
y al mismo tiempo el ion cloruro. Según las
definiciones de Bronsted y Lowry, el HCl es un
ácido porque cedió un protón y el agua es una
base porque aceptó un protón.
Esta reacción en cierta medida es reversible,
así el hidronio cede un protón al ión cloruro
para generar las sustancias iniciales. En ambos
miembros de la ecuación existen un par de
sustancias con las características de ácidos y
bases, esto recibe el nombre de par conjugado.
Mientras más fuerte sea el ácido, más débil será
su base conjugada y viceversa.
En los siguientes ejemplos el agua aparece como
base conjugada de los ácidos fluorhídrico,
nítrico y sulfúrico, mientras que en la última
reacción el agua se encuentra como ácido.
Respetando así el concepto de ácido creado por
Bronsted y Lowry (ver tabla)
Ácido 1
Base 2
Ácido 2
Base 1
HF +
H2O
H3O+ +
F-
HNO3 +
H2O
H3O+ +
NO3-
H2SO4 +
H2O
H3O+ +
HSO4-
H2O +
NH3
NH4+ +
OH-
La teoría de Bronsted y Lowry se aplica también
a las reacciones en medios diferentes al acuoso.
En la reacción representada a la izquierda el
cloruro de hidrógeno gaseoso (ácido) transfiere
un protón al amoniaco (base) también en estado
gaseoso.
Equilibrio de ácidos y
bases débiles: en las disoluciones de
electrolitos fuertes, no existe el equilibrio,
ya que la ionización es total. Pero para los
ácidos y las bases débiles, existe equilibrio en
solución acuosa. Por lo tanto existe una
constante de equilibrio que recibe el nombre de
constante de acidez (Ka) y una constante de
basicidad (Kb).
Producto iónico del agua: la ionización del agua
químicamente pura se describe como sigue:
Se produce un ión hidronio y un ión hidroxilo.
Produciéndose un fenómeno conocido como
autoprotólisis.
La constante de equilibrio para la ecuación es
la que se muestra a la derecha.
Pero como la concentración del agua es constante,
al multiplicar este valor constante por la
constante de equilibrio (Ke), se obtiene otra
constante (Kw), que recibe el nombre de producto
iónico del agua.
Expresión matemática del producto iónico del
agua:
Los experimentos han demostrado que a 25 ºC las
concentraciones de H3O+ y
OH- son iguales y que tienen un valor
de 1 x 10-7.
El agua es una sustancia neutra gracias a que
las concentraciones de iones hidronio e
hidroxilo son iguales. Si se produce una
variación de alguna de las concentraciones se
observa un desplazamiento del equilibrio, según
el principio de Le Chatelier, lo que mantiene
inalterado el valor del producto iónico del agua
(Kw).
Si a un litro de agua pura se le agregan 0,1
moles de ácido clorhídrico, se tiene una
concentración de 1 x 10-1 moles de H3O+,
de modo que si se desprecia, por ser una
cantidad muy pequeña, la concentración de iones
hidronio del agua pura, la nueva concentración
de iones hidroxilo será:
Esto indica que la concentración de iones
hidroxilo se ha reducido considerablemente para
así poder mantener constante el valor de Kw. En
solución acuosa se pueden presentar los
siguientes casos:
pH: la
concentración de hidronio varía de 10-1
a 10-6 en soluciones ácidas. Tiene un
valor de 10-7 en soluciones neutras y
los valores de 10-8 a 10-14
en soluciones básicas. Los químicos han
encontrado incómoda esta forma de expresar la
acidez de una solución y por esto, el bioquímico
danés Sörensen propuso en 1909 una escala para
expresar estas concentraciones que se conoce
como escala del pH
Tomando los exponentes de las potencias con base
diez de la concentración de iones hidronino y
cambiándoles el signo, se obtiene la escala de
pH (ver tabla)
Intervalo de pH
Carácter de la
solución
1 a 6,9
Ácida
7
Neutra
7,1 a 14
Básica
La relación entre pH y (H+) se
muestra en la siguiente tabla junto con algunos
ejemplos de ácidos y bases conocidos y manejados
cotidianamente. (ver tabla)
[H+]
pH
Ejemplo
Ácidos
1 X 100
0
HCl
1 X 10-1
1
Ácido
estomacal
1 X 10-2
2
Jugo de
limón
1 X 10-3
3
Vinagre
1 X 10-4
4
Soda
1 X 10-5
5
Agua de
lluvia
1 X 10-6
6
Leche
Neutral
1 X 10-7
7
Agua pura
Bases
1 X 10-8
8
Claras de
huevo
1 X 10-9
9
Levadura
1 X 10-10
10
Tums
antiácidos
1 X 10-11
11
Amoníaco
1 X 10-12
12
Caliza
Mineral - Ca(OH)2
1 X 10-13
13
Drano
1 X 10-14
14
NaOH
Concepto de pH:
como los exponentes de base diez se corresponden
con los logaritmos de las correspondientes
concentraciones de hidronio, se define el pH
como: el logaritmo negativo de la concentración
de iones hidronio. También se define como el
logaritmo del inverso de la concentración de
iones hidronio.
Concepto de pOH:
así como la acidez se mide en términos de pH, la
basicidad se mide en términos de pOH. El pOH se
define como el logaritmo negativo de la
concentración de iones OH-. También
se define como el logaritmo del inverso de la
concentración de iones hidroxilo.
Como los valores de hidronio e hidroxilo están
relacionados para manter el valor constante de
Kw en 10-14, los valores de pH y pOH también se
relacionan, de modo que la suma de ambos sea
igual a 14.
Para resolver los ejercicios que se plantean a
continuación es muy útil el manejo de la
calculadora.
Calcular el pH de una solución cuya
concentración de [H+] es de 2 x 10-4.
Paso 1: 2 x 10-4
= 0,0002
Paso 2: Se
escribe en la calculadora 0,0002
Paso 3: Se
presiona la tecla log. En este caso el valor
será -3,698
Paso 4: debido a
que el pH es el logaritmo negativo, entonces
–(-3,698) pH= 3,7
REFERENCIAS:
Carpi Anthoni Ph.D. Ácidos y Bases.01-04-2004.
Bibliografía:
Carpi Anthoni Ph.D. Ácidos y Bases.
